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1、第一章 物质结构 元素周期律,第二节 元素周期律,重庆市巫溪县中学校高2018级化学备课组,分子：原子：离子：,1、构成物质的基本微粒:,保持物质化学性质的最小微粒。,化学变化中的最小微粒。,带电荷的原子或原子团。分为阳离子，阴离子。,原子与离子的关系：,一、知识回顾,2、原子的组成:,原子核,核外电子,质子,中子,元素种类,原子(核素)种类,元素的化学性质,和质子决定,决定,代表一个质量数为A，质子数为Z的原子。,质量数（A）质子数（Z）中子数（N）,原子中：原子序数=质子数=核电荷数=核外电子数,阴离子中：质子数=核电荷数=离子的核外电子数-离子电荷数,阳离子中：质子数=核电荷数=离子的核
2、外电子数+离子电荷数,1、电子的能量:,任何一个电子都具有一定的能量。在含有多个电子的原子里，各电子的能量有所不同。,2、电子的运动区域:,在含有多个电子的原子里，能量低的电子通常在离核较近的区域内运动，能量高的电子通常在离核较远的区域内运动。,为什么？,原子核带正电荷，电子带负电荷，电子围绕着原子核做高速的圆周运动，电子和原子核之间存在着强烈的电性作用。,二、原子核外电子排布,3、核外电子的运动特征,宏观物体的运动特征：,可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运动的速度；可以描画它们的运动轨迹。,微观粒子（电子）的运动特征：,A、电子的质量很小，电子的运动速度很大，核外电子的运动范围很小（
3、相对于宏观物体而言）；B、不能准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动速度，也不能描画出它的轨迹（测不准原理）,4：电子层,表示运动着的电子离核远近及能量高低,5、核外电子排布的规律:,电子首先排布在能量最低的电子层里（能量最低原理）每层最多容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时，不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。,简记：一低四不超,: 对于上面三点规律之间的相互联系不能孤立的去理解。如当M层不是最外层时,最多可以排布18个电子,而当它是最外层时,则最多可以排布8个电子；又如,当O层为次外层时,就不是最多排50个电子,而是最多排布1
4、8个电子。,说 明,:对于第三条规律,我们不能类推。即:我们可以说排满了K层才排L层,排满了L层才排满M层。但不能类推为排满了M层才排N层。,根据原子的核电荷数和电子层的排布规律，画出原子结构图：,元素符号,原子核,核内质子数即核电荷数,电子层,该层电子数,6.核外电子排布的表示方法,原子或离子结构示意图,1：画出17Cl、19K、35Br、55Cs、37Rb 、34Se 和53I 的的原子结构示意图,2：画出O2-、F-、Ne、Na+ 、 Mg2+ 等含有10个电子的原子或离子的结构示意图,3： 已知X，Y原子的核电荷数分别为a和b，Xm+和Yn-的核外电子排布相同，下列正确的是（ ） A
5、a=b+m+n B a=b-m+n C a=b+m-n D a=b-n-m,A,练习,元素原子结构的特殊性：最外层电子数为1的原子有：H、Li、Na、K最外层电子数为2的原子有：He、Be、Mg、Ca最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有：Be、Ar最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是：C最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是：O最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是：Ne次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有：Li、Si内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有：Li、P,+1,0,+1 +2 +3 +4 +5 -4 -3 -2 -1 0,+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3
6、-2 -1 0,三、元素周期律,118号元素的核外电子排布变化规律,最外层电子数12,最外层电子数18,最外层电子数18,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:,三、元素周期律,随着原子序数的递增，元素原子电子层数逐渐增加，最外层电子的排布呈周期性变化。,118号元素的原子半径递变规律,原子半径 大小,原子半径 大小,原子半径,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:,三、元素周期律,随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈周期性变化。,随着原子序数的递增，元素原子半径排布呈周期性变化。,规律：同主族元
7、素，随着核电荷数的递增，原子半径越来越大；同周期元素，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径越来越小（稀有气体除外）,118号元素的主要化合价递变规律,主要化合价：正价+10,主要化合价：正价+1+5，负价：-4 -1 0,主要化合价：正价+1+7，负价：-4 -10,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:,三、元素周期律,随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈周期性变化。,随着原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。,随着原子序数的递增，元素的最高正价和最低负价呈周期性变化。,a.最高正价=（主族）元素原子最外层电子数=主族序数（F 、 O除外）b.最高正价+最低负
8、价的绝对值=8（限IVAVIIA）,讨论：,比较Na原子与Li原子的原子半径大小,答案： 半径：Na Li,讨论：,比较Na原子与Mg原子的原子半径大小,半径：Na Mg,原子半径的比较：一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；,讨论：,比较Na与Na+的半径大小,答案：半径 Na Na+,讨论：,比较Cl-与Cl的半径大小,答案：半径 Cl- Cl,原子半径的比较：一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；阳离子半径小于相应的原子半径，阴离子半径大于相应的原子半径；,讨论：,比较Na
9、+与Mg2+半径大小,答案：半径 Na+ Mg2+,讨论：,比较O2-与F-半径大小,答案：半径 O2- F-,写出下列微粒的半径由大到小的顺序： F-、O2-、Na+、Mg2+,答案：半径：O2- F- Na+ Mg2+,【课堂练习】,原子半径的比较：一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；阳离子半径小于相应的原子半径，阴离子半径大于相应的原子半径；具有相同电子层结构的离子，随着核电荷数逐渐增加，离子半径逐渐减小；例：下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是（ ）A.LiI B.NaBr C.KCl D.CsF,A,结论：,随着原
10、子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈周期性变化！,元素的金属性和非金属性是否也随原 子序数的变化呈现周期性变化呢？,疑问,【回顾】,科学探究:,镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞溶液呈粉红色。而镁与沸水反应加快，产生气泡，溶液呈红色(颜色加深)。,镁的金属性比钠弱,与金属钠对比,科学探究:,镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。,镁的金属性比铝强,列表总结：,NaOH强碱,Mg(OH)2 中强碱,Al(OH)3两性氢氧化物,剧烈,迅速,氧化物,最高价氧化物的水化物,元素,14Si,15P,16S,17Cl,SiO2,P2O5,SO3,Cl2O7,H2SiO3,H3PO4,
11、H2SO4,HClO4,硅 酸,磷 酸,硫 酸,高氯酸,极弱酸,中强酸,强 酸,最强酸,非金属性：Si P S Cl,科学事实,非金属性：Si P S Cl,很不稳定,不 稳 定,较不稳定,稳 定,科学事实,稀有气体元素,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,小结：第三周期元素性质递变规律。,金 属 最 强,2、元素性质递变规律,金属与非金属分界线附近的元素既表现出一定的金属性也表现出一定的非金属性。周期序数等于主族序数的元素具有两性.,Al(OH)3+H+ = Al(OH)3+OH- = .,Al 2O3+H+ = Al 2O3 +OH- = .,比较元素金属性
12、强弱的常用方法：利用金属在金属活动性顺序里的位置比较。一般来说，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，两种金属之间的距离越大，金属性差别越大利用金属在元素周期表里的位置比较a.同周期中的金属元素，位置越靠前的金属性越强b.同主族中的金属元素，位置越靠下的金属性越强利用氧化还原反应比较a.不同的金属，其他条件相同时，从水或酸中置换出氢需要的条件越低，反应速率越快，金属的金属性越强。b.金属单质的还原性越强，则该金属元素的金属性越强c.金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱利用化合物的性质比较。最高价氧化物对应水化物【M(OH)n】的碱性越强，则对应金属单质的金属性越强。,比较元素非金属性强
13、弱的常用方法：利用非金属元素在元素周期表里的位置比较。a.同周期中的非金属元素，位置越靠后的非金属性越强b.同主族中的非金属元素，位置越靠上的非金属性越强利用氧化还原反应比较a.不同的非金属，其他条件相同时，跟氢气化合的条件越低，反应越快，非金属性越强。b.非金属单质的氧化性越强，则该非金属元素的非金属性越强c.非金属阴离子的还原性越强，则对应元素的非金属性越弱利用化合物的性质比较。a.最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则对应非金属单质的非金属性越强b.气态氢化物的稳定性越强，则对应非金属单质的非金属性越强,2、元素周期律,（2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果，这
14、就是元素周期律的实质。,（1）定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。,元素的性质主要包括：原子半径、化合价、金属性或非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性等,（3）内容：随着原子序数的递增：,元素原子的电子层排布呈现周期性变化,元素原子的半径呈现周期性变化,元素的化合价呈现周期性变化,元素原子得失电子能力呈现周期性变化，即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化,1、元素周期表的分区：,三、元素周期表和元素周期律的应用,沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ga、Sb、Po之间划一条虚线，虚线的左边是金属元素，右边是非金属元素，最右一
15、个纵行是稀有气体元素。见下图：,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,非金属区,金属区,零族元素,由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界限，因此位于分界线附近的元素，既表现一定的金属性，又表现一定的非金属性,元素周期表的左下方是金属性最强的元素铯【Cs】，右上方是非金属性最强的元素氟【F】。最后一个纵行是稀有气体元素。,同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,2:元素周期表中元素
16、性质的递变规律,逐渐减小,逐渐增大,电子层数相同，最外层电子数递增,电子层数递增，最外层电子数相同,逐渐减弱,逐渐增强,逐渐增强,逐渐减弱,逐渐减弱,逐渐增强,逐渐增强,逐渐减弱,17，41,最高正价=主族序数最低负价=主族序数-8,酸性逐渐减弱碱性逐渐增强,酸性逐渐增强碱性逐渐减弱,形成由难易稳定性逐渐增强,形成由易难稳定性逐渐减弱,3.元素位置、结构、性质之间的关系,元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。有了元素周期律以后，我们可以根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质，也可以根据元素的结构推测它在周期表中的位置。,(1)主族元素:最高正价数=主族序数=最外层电子数
17、 (价电子)(2)非金属元素: 最高正价+最低负价=8,4、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系,门捷列夫预言了锗的存在和性质,预测 锗相对原子质量 72 72.6密度【 g/cm3 】 5.5 5.32氧化物 MO2 GeO2氧化物密度【 g/cm3】 4.7 4.72氯化物 MCl4 GeCl4氯化物熔点 【 】 100 84,（1）预言未知元素并证实.,5：元素周期律的应用,铝,2.70【 g/cm3 】,660.37,26.98,锌,65.41,419.58,7.14【 g/cm3 】,铟,114.8,7.31【 g/cm3 】,156.61,锗,72.64,5.32【 g/cm3
18、】,937.4,?,类铝（Ea）1871年门捷列夫预言原子量约为69 密度约为5.96.0g/cm3熔点应该很低可用分光镜发现其存在最高价氧化物Ea2O3,镓（Ga） 1875年发现后测定 原子量约为69.72 密度约为5.94g/cm3 熔点为530.1 镓是用分光镜发现的 最高价氧化物Ga2O3,门捷列夫预言了镓的存在和性质,（2）在过度元素中寻找催化剂,此类反应中也可使用Pd或Pt代替Ni为催化剂,结论:在过渡元素中寻找催化剂材料.,（3）在过度元素中寻找耐高温.高强度.耐腐蚀的合金材料,钛. 钼. 钨. 铬 等可以用来合成耐高温.高强度.耐腐蚀合金.钛. 钒. 铁. 铝 组成的多钛合金
19、可作飞机起落架镍. 铁. 碳. 钴 组成的镍钴合金可作飞机发动机叶片.,结论:从过渡元素中寻找此类合金材料.,（3）低毒磷农药代替砷农药.在磷附近 P As S Cl F,（4）在金属与非金属分界处找半导体材料.在“折线”附近 Si Ge Ga,6、下列各组物质的性质比较，正确的是（ ）A.酸性：HClO4H3PO4 H2SO4B.氢化物稳定性：H2S HF H2OC.碱性：NaOH Mg(OH)2 Ca(OH)2 D.氧化性：F2 Cl2 Br2 I2,D,再见,走进化学的世界，你会发现这里很精彩!,特殊知识点,找元素之最,最活泼金属 、最活泼非金属 最轻的金属 、最轻的非金属最高熔沸点是 、最低熔沸点是最稳定的气态氢化物 ，含H%最大的是最强酸 、最强碱地壳中含量最多的金属和非金属,找半导体：在“折线”附近 Si Ge Ga找农药： 在磷附近 P As S Cl F找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料： 过渡元素 Fe Ni Pt Pd Rh,Al O,元素的金属性和非金属性递变,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,
